Titulación Acido Base

INFORME DE LABORATORIO

TITULACIONES DE ÁCIDOS Y BASES

PRESENTADO POR:

MEDELLÍN

2013

TABLA DE CONTENIDO

1. INTRODUCCIÓN……………………………….……….….……….…...... 1

2. OBJETIVOS

2.1 GENERAL……………………………………………………………... 2

2.2 ESPECÍFICOS…………………………………………………………. 2

3. MARCO TEÓRICO………………………………………………………....3

4. MATERIALES Y MÉTODOS……………………………………………....7

5. RESULTADOS……………………………………………………………..10

6. ANÁLISIS Y DISCUSIONES…………………………………………….. 16

7. CONCLUSIONES………………………………………………………….19

8. BIBLIOGRAFÍA……………………………………………………………20

9. ANEXOS……………………………………………………………………21

1. INTRODUCCIÓN

En el presente trabajo evidenciamos la actividad realizada en la primera práctica de laboratorio del curso Biología de la célula I, donde se pudieron observar los conceptos de ácidos y bases desde los distintos enfoques, y se pusieron en práctica los distintos conocimientos teóricos adquiridos en clase como la neutralización ácido – base y el efecto de la soluciones buffer.

En este experimento se neutralizó hidróxido de sodio (NaOH) con ácido clorhídrico (HCl) y se observó cómo reaccionan las soluciones buffer utilizando fosfato monobásico de potasio (KH2PO4) e hidróxido de sodio (NaOH), evidenciándose de este modo el proceso de amortiguación de pH.

2. OBJETIVOS

2.1 OBJETIVO GENERAL:

Observar, analizar y comprender el proceso de neutralización ácido base y la amortiguación de pH en sustancias buffer mediante la realización de experimentos.

2.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

● Analizar el pH de los reactivos utilizados y clasificarlos como ácidos, bases o sustancias neutras de acuerdo a la escala de pH.

● Determinar el punto de equivalencia en el proceso de neutralización.

● Analizar la capacidad buffer de sustancias en el proceso de neutralización.

● Comprender la importancia de los sistemas buffer en seres vivos.

3. MARCO TEÓRICO

Según la teoría de Brönsted y Lowry un ácido es aquella sustancia que está en la capacidad de donar un protón y una base es aquella que está en capacidad de recibir un protón.

En las reacciones ácido-base interactúan un ácido con su base conjugada (resulta cuando un ácido pierde un protón); una base y su ácido conjugado (resulta cuando se adiciona un protón a una base), estas relaciones se conocen como par conjugado ácido-base. Para cada ácido hay una base conjugada y para cada base hay un ácido conjugado, con el cual queda en equilibrio.

Propiedades ácido-base del agua:

El agua no es un compuesto iónico, pero debido a su polaridad, esta se puede disociar en iones. Además, también es un compuesto anfótero, es decir, se puede comportar como un ácido o una base dependiendo del medio en el cual se encuentre.

H2O H+ + OH-

Fórmula1.

Producto iónico del agua:

El agua solo disocia una fracción muy pequeña de sus moléculas, haciendo que la concentración de esta [H2O] no presente grandes cambios. La constante de equilibrio de la autoionización del agua es:

Kw= [H+] [OH-] = 10-14

Fórmula2.

Teniendo en cuenta la anterior ecuación, una disolución puede ser:

• Neutra: [H+] = [HO-] = 10-7. PH = POH = 7

• Ácida: [H+] > [OH-]. PH < 7. POH > 7.

• Básica: [OH-] > [H+]. PH >7. POH < 7.

El PH:

Soren Sorensen introdujo el concepto de PH, definiéndolo como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/L).

PH= -log [H+]

Fórmula 3.

A medida que [H+] disminuye el PH aumenta.

El POH:

Se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidroxilo (en mol/L).

POH= -log [OH-]

Fórmula4.

Ácidos fuertes:

Son electrolitos fuertes que sufren una ionización completa. Algunos de ellos son el ácido clorhídrico (HCL) y el ácido sulfúrico (H2SO4).

Ácidos débiles:

Sufren una ionización incompleta. Algunos son el ácido acético (CH3COOH) y el ácido fluorhídrico (HF).

Bases fuertes:

Son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en agua. Algunos ejemplos son el hidróxido de sodio (NaOH) y el hidróxido de potasio (KOH).

Bases débiles:

Son electrolitos débiles que sufren una ionización parcial, un ejemplo de ellas es el amoniaco (NH3).

Ácidos débiles y la constante de ionización de un ácido:

La constante de ionización de un ácido, es la constante de equilibrio para la ionización de un ácido. Esta solo se da para ácidos débiles.

AH A- + H+

Ka= [A-] [H+]

[AH]

Fórmula5.

A mayor concentración de iones H+ mayor será el valor de Ka, es decir, más fuerte será el ácido.

Bases débiles y la constante de ionización de una base:

La constante de ionización de una base (Kb), es la constante de equilibrio para la reacción de ionización. Esta constante solo aplica para bases débiles.

B +H2O BH+ + OH-

Kb= [BH+] [OH-]

[B]

Fórmula6.

Ácidos polipróticos:

Son aquellos ácidos que pueden donar más de un ion hidrogeno en las reacciones ácido-base. Se ionizan por etapas, es decir, pierden un protón cada vez. Algunos de ellos son el ácido carbónico (H2CO3) y el ácido fosfórico (H3PO4).

El PKa:

Se define como el logaritmo negativo del Ka, y hace referencia

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